Síra a její sloučeniny

Transkript

1 Síra a její sloučeniny Mgr. Jana Pertlová Copyright istudium, 2008, Žádná část této publikace nesmí být publikována a šířena žádným způsobem a v žádné podobě bez výslovného svolení vydavatele. Produkce, technický redaktor: Roman Bartoš Vnitřní úprava: Stanislav Kliment

2 OBSAH Obsah... 1 Síra... 2 Základní vlastnosti... 2 Elektronová konfigurace... 2 Vazebné schopnosti... 2 Vaznost... 2 Oxidační čísla... 2 Výskyt... 3 Volná síra... 3 Vázaná síra... 3 Chemické vlastnosti... 3 Využití... 3 Sloučeniny... 4 Sulfan H 2 S... 4 Sirouhlík CS Oxid siřičitý SO Kyselina sírová H 2 SO Kyselina siřičitá H 2 SO Sírany

3 SÍRA ZÁKLADNÍ VLASTNOSTI Žlutá krystalická látka. Ve vodě je nerozpustná. Rozpouští se v nepolárních rozpouštědlech, např. sirouhlík CS 2. Vytváří cyklickou molekulu S 8. Vyskytuje se v několika alotropických modifikacích: kosočtverečná, jednoklonná, plastická (vzniká prudkým ochlazením roztavené síry), sirný květ (vzniká ochlazením sirných par). Při zahřívání: nejprve taje, mění se ze žluté pevné látky na hnědou kapalinu, při tom se postupně trhají řetězce osmiatomové molekuly na kratší, hoří modrým plamenem. ELEKTRONOVÁ KONFIGURACE Obr. 1: Elektronová konfigurace síry VAZEBNÉ SCHOPNOSTI Vaznost V základním stavu dvojvazná. Nejčastěji dvě kovalentní vazby jednoduché, např. H 2 S. Dvojná vazba, např. SO 2, SO 3. Iontové vazby, např. Na 2 S. Díky volným elektronovým párům může tvořit koordinačně-kovalentní vazbu. Může excitovat, tzn., že se její vaznost zvyšuje až na 6. Oxidační čísla Záporné: II (H 2 S, Na 2 S, ZnS, ). Kladná: +II, +IV, +VI (SO 2, SCl 4, SO 3, SF 6, ). 2

4 VÝSKYT Volná síra V oblastech s vulkanickou činností nebo horké minerální prameny. Podzemní naleziště Polsko, Sicílie, USA. Vázaná síra Výskyt v nejrůznějších formách. Sulfidy: pyrit (FeS 2 ), galenit (PbS; viz obr. 2), sfalerit (ZnS; viz obr. 3), rumělka (HgS), chalkopyrit (CuFeS 2 ; viz obr. 4). Sírany: Glauberova sůl (Na 2 SO 4 10H 2 O), sádrovec (CaSO 4 2H 2 O; viz obr. 5). Sulfan (H 2 S) součást sopečných plynů apod. Živé organismy. Bílkoviny, aminokyseliny, (cystein, ). Obr. 2: Galenit Obr. 4: Chalkopyrit Obr. 3: Sfalerit Obr. 5: Sádrovec CHEMICKÉ VLASTNOSTI Za normální teploty je poměrně málo reaktivní, za zvýšené teploty již poměrně dobře reaguje. Slučuje se pak téměř se všemi prvky, například: Obr. 6: Slučování S O t S + Zn za vzniku 2 SO 2, ZnS S H t 2 H S, S Na Na t 2 S, S Cl t 2 SCl 4. Má redoxní účinky: t S HNO 3 H 2 SO 4 NO (redukce), S Ca CaS t (oxidace). VYUŽITÍ Výroba CS 2, kyseliny sírové, Výroba střelného prachu, zápalek, Vulkanizace kaučuku (prodlužuje trvanlivost kaučuku). V lékařství k výrobě sirných mastí, mýdel (mají dezinfekční účinky). Výroba tzv. fungicidů (zabraňují růstu plísní a hub), síření sudů a sklepů. 3

5 SLOUČENINY Tabulka 1: Přehled sloučenin síry Bezkyslíkaté sloučeniny Kyslíkaté sloučeniny Sulfan Sulfidy, hydrogensulfidy Halogenidy Oxidy Kyseliny Oxidační číslo II II +IV, +VI +IV, +VI +IV, +VI Příklad H 2 S KHS, CdS, Sb 2 S 3, CS 2 SF 4, SF 6, SCl 4 SO 2, SO 3 H 2 SO 3, H 2 SO 4 Sulfan H 2 S Bezbarvý plyn. Velmi nepříjemný zápach (jako zkažená vejce). Prudce jedovatý. Těžší než vzduch. Dobře rozpustný ve vodě, vzniká roztok sulfonové kyseliny. Příprava Rozkladem sulfidů silnou kyselinou. Přímým slučováním z prvků. Obr. 7: Sulfan Chemické vlastnosti Ve vodě disociuje: disociace I. stupně H S H O H O HS, disociace II. stupně H S H O 2H O S. Má redukční účinky.,,. Na vzduchu hoří.. S kovy reaguje za vzniku sulfidů.. 4

6 Využití V analytické chemii činidlo pro důkazy kationtů. Výroba kovových sulfidů. Nevýhody, škodlivost Velice toxický, ve větším množství smrtelný. Sirouhlík CS 2 Bezbarvá kapalina. Silný zápach. Velmi těkavý, odpařuje se již při pokojové teplotě. Snadno se vznítí. Na vzduchu třaskavý. Využití Výborné nepolární rozpouštědlo, tzn., že rozpouští hlavně nekovy S, P, I, Výroba celulózy, celofánu, Oxid siřičitý SO 2 Z oxidů má největší praktický význam SO 2. Bezbarvý plyn. Štiplavý zápach. Rozpustný ve vodě. Příprava Hořením síry. Obr. 8: Oxid siřičitý Pražením pyritu. Reakcí kovu s kyselinou sírovou. Rozkladem siřičitanů silnou kyselinou. Chemické vlastnosti Velmi reaktivní. S II S IV S VI. Katalyticky se oxiduje na SO 3.. 5

7 Má redoxní účinky: redukce hlavní vlastnost,. oxidace jen se silnými redukčními činidly,, Obr. 9: Důkaz redukčních vlastností SO 2 SO 2 + Na 2 CrO 4 : změna barvy žlutého roztoku na zelený., (viz obr. 9), (viz obr. 10). Ve vodě se rozpouští za vzniku kyseliny siřičité (viz obr. 11).. Využití Obr. 10: Důkaz redukčních vlastností SO 2 SO 2 + KMnO 4 : odbarvení fialového roztoku. Meziprodukt při výrobě kyseliny sírové. Konzervování ovoce. Náplň do chladniček. Nevýhody, škodlivost Patří k tzv. kyselým dešťům. Kyselina sírová H 2 SO 4 Obr. 11: Důkaz vzniku kyseliny H 2 SO 3 SO 2 + lakmus: změna barvy lakmusu na červenou. Bezbarvá, olejovitá kapalina. Bez zápachu. Neomezeně mísitelná s vodou. Silná žíravina. Hygroskopická (pohlcuje vodní páry). Výroba Získávání SO 2 : spalováním síry S O SO, Obr. 12: Kyselina sírová pražením pyritu, katalytická oxidace SO 2, 6

8 rozpouštění SO 3 : ve vodě, v roztoku zředěné H 2 SO 4 (jako meziprodukt vzniká kyselina disírová) SO g H SO aq H S O, H S O H O 2H SO. Chemické vlastnosti Velice dobře disociuje (do dvou stupňů): H SO H O H O HSO, H SO H O 2H O SO. Koncentrovaná má velmi silné oxidační účinky.. Koncentrovaná má dehydratační účinky (odebírá látkám vodu): organické látky zuhelnatí,. Zředěná nemá oxidační účinky a reaguje s neušlechtilými kovy za vzniku síranu; uvolní se vodík.. Ušlechtilé kovy se zředěnou kyselinou nereagují. Reakcí s amoniakem vzniká amonná sůl.. Rozpouští většinu oxidů za vzniku solí.. Využití Výroba síranů, hnojiv (superfosfát), tenzidů. V olověných akumulátorech jako elektrolyt. Papírenský, textilní průmysl. Výroba jiných kyselin (např. kyselina fosforečná, ). Kyselina siřičitá H 2 SO 3 Bezbarvá kapalina. Středně silná kyselina. Existuje jen ve formě vodného roztoku jako hydratovaný oxid SO 2 nh 2 O. Zahříváním se rozloží zpět:. Příprava Rozkladem siřičitanů silnou kyselinou. Reakcí SO 2 s vodou. Obr. 13: Kyselina siřičitá 7

9 Chemické vlastnosti Ve vodě disociuje do dvou stupňů:,. Sírany Často se označují jako: skalice hydratovaný síran se sedmi molekulami vody (výjimkou je modrá skalice). kamenec podvojný hydratovaný síran se dvěma kationty:,. Jsou dobře rozpustné ve vodě (kromě síranů II. A skupiny). Tabulka 2: Přehled síranů Zástupce Chemický vzorec Využití modrá skalice CuSO 4 5H 2 O zelená skalice FeSO 4 7H 2 O úprava vody impregnace dřeva, moření osiva, lékařství (dávivý prostředek), výroba barviv bílá skalice ZnSO 4 7H 2 O galvanické pokovování, výroba barviv kobaltnatá skalice nikelnatá skalice kamenec draselnochromitý kamenec draselnohlinitý CoSO 4 7H 2 O NiSO 4 7H 2 O KCr(SO 4 ) 2 12H 2 O KAl(SO 4 ) 2 12H 2 O mořidlo, vydělávání kůží mořidlo, vydělávání kůží vysušování pokožky, např. při říznutí síran hlinitý Al 2 (SO 4 ) 3 úpravny vod síran amonný (NH 4 ) 2 SO 4 hnojivo 8